Redoxreaktion: Oxidation und Reduktion erklärt

Bei einer Redoxreaktion sind Elektronenabgabe und Elektronenaufnahme gekoppelt. Magnesium gibt bei der Reaktion mit Chlor zwei Elektronen ab; ein Chlormolekül nimmt sie auf.

\ce{Mg -> Mg^2+ + 2 e-}

\ce{Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-}

Die Elektronen stehen bei der Oxidation rechts und bei der Reduktion links. Magnesium ist Donator und Reduktionsmittel, Chlor Akzeptor und Oxidationsmittel. Ein Mittel heißt nach seiner Wirkung auf den Partner. Die Sauerstoffaufnahme oder der Sauerstoffentzug beschreiben nur Spezialfälle. Bei einer reinen Säure-Base-Reaktion werden Protonen übertragen; ohne Änderung der Oxidationszahlen liegt keine Redoxreaktion vor.

Die Oxidationszahl ist eine gedachte Ladungszahl pro Atom. In elementaren Stoffen ist sie 0. Alkalimetalle haben in Verbindungen meist +I, Erdalkalimetalle +II, H meist +I und O meist −II. In einem neutralen Stoff ist die Summe 0. Ein Anstieg zeigt Oxidation, ein Abfall Reduktion.

In \ce{MgCl2} hat Mg +II. Zwei Cl-Atome müssen zusammen −II haben, also jedes −I. Bei \ce{Mg + Cl2 -> MgCl2} steigt Mg von 0 auf +II und Cl sinkt von 0 auf −I. Der Faktor 2 vor einem Symbol zählt ganze Teilchen; ein tiefgestellter Index zählt Atome im Teilchen. Bei Chlor umfasst \ce{Cl2} zwei Atome.

Bei Aluminium und Chlor unterscheiden sich die Elektronenzahlen der Teilgleichungen:

\ce{Al -> Al^3+ + 3 e-}

\ce{Cl2 + 2 e- -> 2 Cl-}

Das kleinste gemeinsame Vielfache von 3 und 2 ist 6. Multipliziere die gesamte Al-Gleichung mit 2 und die gesamte Chlor-Gleichung mit 3:

\ce{2 Al -> 2 Al^3+ + 6 e-}

\ce{3 Cl2 + 6 e- -> 6 Cl-}

Addiere und streiche die sechs Elektronen. Die Teilgleichungen zeigen das Verhältnis: Auf ein Al-Atom kommen drei Cl-Atome.

\ce{2 Al + 3 Cl2 -> 2 AlCl3}

Links und rechts stehen zwei Al- und sechs Cl-Atome. Beide Seiten haben Gesamtladung 0; sechs Elektronen wurden abgegeben und aufgenommen.

Prüfe nach dem Addieren jede Atomsorte und die Gesamtladung. Die abgegebenen und aufgenommenen Elektronen müssen gleich sein und aus der fertigen Gesamtgleichung verschwinden.

Ein zweiter Fall zeigt die Zuordnung: Zink kann Zinn(II)-Ionen Elektronen geben:

\ce{Zn + Sn^2+ -> Zn^2+ + Sn}

Zink wird zu \ce{Zn^2+} oxidiert und ist Reduktionsmittel. \ce{Sn^2+} wird zu Zinn reduziert und ist Oxidationsmittel. Die Teilgleichungen enthalten jeweils zwei Elektronen. Ist die Produktformel richtig – sie folgt aus den Ionenladungen –, gleichst du nur mit Faktoren vor den Formeln aus, nicht mit den Indizes.